Какие свойства неорганических веществ

Ежедневно человек взаимодействует с большим количеством предметов. Они изготовлены из разных материалов, имеют свою структуру и состав. Все, что окружает человека можно разделить на органическое и неорганическое. В статье рассмотрим, что представляют собой такие вещества, приведем примеры. Также определим, какие встречаются неорганические вещества в биологии.

Описание

Неорганическими называются такие вещества, в составе которых нет углерода. Они противоположны органическим. Также к этой группе относят несколько углеродосодержащих соединений, например:

цианиды;
оксиды углерода;
карбонаты;
карбиды и другие.

Примеры неорганических веществ:

вода;
разные кислоты (соляная, азотная, серная);
соль;
аммиак;
углекислый газ;
металлы и неметаллы.

Неорганическая группа отличается отсутствием углеродного скелета, который характерен для органических веществ. Неорганические вещества по составу принято делить на простые и сложные. Простые вещества составляют немногочисленную группу. Всего их насчитывается примерно 400.

Примеры неорганических веществ

Простые неорганические соединения: металлы

Металлы – простые вещества, соединение атомов которых основывается на металлической связи. Эти элементы имеют характерные металлические свойства: теплопроводность, электропроводность, пластичность, блеск и другие. Всего в этой группе выделяют 96 элементов. К ним относятся:

щелочные металлы: литий, натрий, калий;
щелочноземельные металлы: магний, стронций, кальций;
переходные металлы: медь, серебро, золото;
легкие металлы: алюминий, олово, свинец;
полуметаллы: полоний, московий, нихоний;
лантаноиды и лантан: скандий, иттрий;
актиноиды и актиний: уран, нептуний, плутоний.

В основном в природе металлы встречаются в виде руды и соединений. Чтобы получить чистый металл без примесей, проводится его очистка. При необходимости возможно проведение легирования или другой обработки. Этим занимается специальная наука – металлургия. Она подразделяется на черную и цветную.

Органические и неорганические вещества клетки

Простые неорганические соединения: неметаллы

Неметаллы – химические элементы, которые не обладают металлическими свойствами. Примеры неорганических веществ:

вода;
азот;
сера;
кислород и другие.

Неметаллы отличаются большим числом электронов на внешнем энергетическом уровне их атома. Это обуславливает некоторые свойства: повышается способность присоединять дополнительные электроны, проявляется более высокая окислительная активность.

В природе можно встретить неметаллы в свободном состоянии: кислород, хлор, фтор, водород. А также твердые формы: йод, фосфор, кремний, селен.

Некоторые неметаллы имеют отличительное свойство – аллотропию. То есть они могут существовать в различных модификациях и формах. Например:

газообразный кислород имеет модификации: кислород и озон;
твердый углерод может существовать в таких формах: алмаз, графит, стеклоуглерод и другие.

Состав неорганических веществ

Сложные неорганические соединения

Эта группа веществ более многочисленна. Сложные соединения отличаются наличием в составе вещества нескольких химических элементов.

Рассмотрим подробнее сложные неорганические вещества. Примеры и классификация их представлены ниже в статье.

1. Оксиды – соединения, одним их элементов которых является кислород. В группу входят:

несолеобразующие (например, монооксид углерода, оксид азота);
солеобразующие оксиды (например, оксид натрия, оксид цинка).

2. Кислоты – вещества, в состав которых входят ионы водорода и кислотные остатки. Например, азотная кислота, серная кислота, сероводород.

3. Гидроксиды – соединения, в составе которых присутствует группа –ОН. Классификация:

основания – растворимые и нерастворимые щелочи – гидроксид меди, гидроксид натрия;
кислородосодержащие кислоты – диводород триоксокарбонат, водород триоксонитрат;
амфотерные – гидроксид хрома, гидроксид меди.

4. Соли – вещества, в составе которых есть ионы металла и кислотные остатки. Классификация:

средние: хлорид натрия, сульфид железа;
кислые: гидрокарбонат натрия, гидросульфаты;
основные: нитрат дигидроксохрома, нитрат гидроксохрома;
комплексные: тетрагидроксоцинкат натрия, тетрахлороплатинат калия;
двойные: алюмокалиевые квасцы;
смешанные: сульфат алюминия калия, хлорид меди калия.

5. Бинарные соединения – вещества, состоящие из двух химических элементов:

бескислородные кислоты;
бескислородные соли и другие.

Неорганичсекие вещества в биологии

Неорганические соединения, содержащие углерод

Такие вещества традиционно относятся к группе неорганических. Примеры веществ:

Карбонаты – эфиры и соли угольной кислоты – кальцит, доломит.
Карбиды – соединения неметаллов и металлов с углеродом – карбид бериллия, карбид кальция.
Цианиды – соли цианистоводородной кислоты – цианид натрия.
Оксиды углерода – бинарное соединение углерода и кислорода – угарный и углекислый газы.
Цианаты – являются производными от циановой кислоты – фульминовая кислота, изоциановая кислота.
Карбонильные металлы – комплекс металла и монооксида углерода – карбонил никеля.

Свойства неорганических веществ

Все рассмотренные вещества отличаются индивидуальными химическими и физическими свойствами. В общем виде можно выделить отличительные черты каждого класса неорганических веществ:

1. Простые металлы:

высокая тепло- и электропроводность;
металлический блеск;
отсутствие прозрачности;
прочность и пластичность;
при комнатной температуре сохраняют твердость и форму (кроме ртути).

2. Простые неметаллы:

простые неметаллы могут быть в газообразном состоянии: водород, кислород, хлор;
в жидком состоянии встречается бром;
твердые неметаллы имеют немолекулярное состояние и могут образовывать кристаллы: алмаз, кремний, графит.

3. Сложные вещества:

оксиды: вступают в реакцию с водой, кислотами и кислотными оксидами;
кислоты: вступают в реакцию с водой, основными оксидами и щелочами;
амфотерные оксиды: могут вступать в реакции с кислотными оксидами и основаниями;
гидроксиды: растворяются в воде, имеют широкий диапазон температур плавления, могут менять цвет при взаимодействии с щелочами.

Вода как неорганическое вещество

Органические и неорганические вещества клетки

Клетка любого живого организма состоит из множества компонентов. Некоторыми из них являются неорганические соединения:

Вода. Например, количество воды в клетке составляет от 65 до 95%. Она необходима для осуществления химических реакций, перемещения компонентов, процесса терморегуляции. Также именно вода определяет объем клетки и степень ее упругости.
Минеральные соли. Могут присутствовать в организме как в растворенном виде, так и в нерастворенном. Важную роль в процессах клетки играют катионы: калий, натрий, кальций, магний – и анионы: хлор, гидрокарбонаты, суперфосфат. Минералы необходимы для поддержания осмотического равновесия, регуляции биохимических и физических процессов, образования нервных импульсов, поддержания уровня свертываемости крови и многих других реакций.

Для поддержания жизнедеятельности важны не только неорганические вещества клетки. Органические компоненты занимают 20-30 % ее объема.

Классификация:

простые органические вещества: глюкоза, аминокислоты, жирные кислоты;
сложные органические вещества: белки, нуклеиновые кислоты, липиды, полисахариды.

Органические компоненты необходимы для выполнения защитной, энергетической функции клетки, они служат источником энергии для клеточной активности и запасают питательные вещества, проводят синтез белков, передают наследственную информацию.

В статье были рассмотрены сущность и примеры неорганических веществ, их роль в составе клетки. Можно сказать, что существование живых организмов было бы невозможным без групп органических и неорганических соединений. Они важны в каждой сфере человеческой жизни, а также в существовании каждого организма.

Источник

Неорганическая химия – раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли.
Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Классификация неорганических веществ

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В
этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении
химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты
(в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

CuO – соответствует основанию Cu(OH)2
Li2O – соответствует основанию LiOH
FeO – соответствует основанию Fe(OH)2 (сохраняем ту же СО = +2)
Fe2O3 – соответствует основанию Fe(OH)3 (сохраняем ту же СО = +3)
P2O5 – соответствует кислоты H3PO4

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Основные, амфотерные и кислотные оксиды

Основные

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются
исключительно металлами. Примеры: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными
оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li2O + H2O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Li2O + P2O5 → Li3PO4 (осн. оксид + кисл. оксид = соль)

Li2O + H3PO4 → Li3PO4 + H2O (осн. оксид + кислота = соль + вода)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

Амфотерные (греч. ἀμφότεροι – двойственный)

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al2O3,
Fe2O3, Cr2O3, MnO2, PbO, PbO2, Ga2O3.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и
кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

Fe2O3 + K2O → (t) KFeO2 (амф. оксид + осн. оксид = соль)

ZnO + KOH → K2[Zn(OH)4] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N2O5 → Zn(NO3)2 (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe2O3 + HCl → FeCl3 + H2O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что
СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

Амфотерные оксиды

Кислотные

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO2,
SO3, P2O5, N2O3, NO2, N2O5, SiO2,
MnO3, Mn2O7.

Каждому кислотному оксиду соответствует своя кислота. Это особенно важно помнить при написании продуктов реакции: следует сохранять
степени окисления. Некоторым кислотным оксидам соответствует сразу две кислоты.

SO2 – H2SO3
SO3 – H2SO4
P2O5 – H3PO4
N2O5 – HNO3
NO2 – HNO2, HNO3

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO2 + Na2O → Na2SO3 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO3 + Li2O → Li2SO4 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P2O5 + NaOH → Na3PO4 + H2O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO2 – не реагирует с водой,
так как продукт реакции – H2SiO3 является нерастворимой кислотой.

Mn2O7 + H2O → HMnO4 (сохраняем СО марганца +7)

SO3 + H2O → H2SO4 (сохраняем СО серы +6)

SO2 + H2O → H2SO3 (сохраняем СО серы +4)

Основные и кислотные оксиды

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования.
К таким оксидам относят:

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей.
Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO2 (восстановление железа из его оксида)

Оксид железа II

Основания

Основания – химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов.
Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр – NaOH, едкое кали – KOH.

Основания растворимые и нерастворимые

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Однокислотные, двухкислотные и трехкислотные основания

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания
способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H2O (основание + кислота = соль + вода – реакция нейтрализации)

Mg(OH)2 → (t) MgO + H2O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет.
Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH3 + H2O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH4OH,
которое распадается на NH3 и H2O)

LiOH + MgCl2 → LiCl2 + Mg(OH)2↓

KOH + BaCl2 ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Лакмус в щелочной среде

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами – с образованием соли
и воды, так и с основаниями – с образованием комплексных солей.

Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Al(OH)3 + KOH → (t) KAlO2 + H2O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода – при высоких
температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Гидроксид алюминия

Кислоты

Кислота – химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации
кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Одно-, двух- и трехосновные кислоты

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию
с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

H3PO4 + LiOH → Li3PO4 + H2O (кислота + основание = соль + вода – реакция нейтрализации)

Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Существуют нестойкие кислоты, которые в водном растворе разлагаются на кислотный оксид (газ) и воду – угольная и сернистая кислоты:

H2CO3 → H2O + CO2↑
H2SO3 → H2O + SO2↑

Записать эти кислоты в растворе в виде “H2CO3 или H2SO3” – будет считаться ошибкой. Пишите угольную
и сернистую кислоты в разложившемся виде – виде газа и воды.

Выделение углекислого газа из раствора

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз.
В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной – серную кислоту. Природу не
обманешь 🙂

K2S + HCl → H2S + KCl (из сильной – соляной кислоты – получили более слабую – сероводородную)

K2SO4 + CH3COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной – серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)2 и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными
гидроксидами, например серная кислота – H2SO4. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO2(OH)2

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Названия кислот и их кислотных остатков

Соли

Соль – ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается
металлом или ионом аммония (NH4). Наиболее известной солью является поваренная соль – NaCl.

По классификации соли бывают:

Средние – продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO3, NaCl, BaSO4, Li3PO4
Кислые – продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO4, NaH2PO4 и Na2HPO4 (гидросульфат
лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
Основные – продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
Двойные – содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO4)2)
Смешанные – содержат один металл и два кислотных остатка MgClBr (хлорид-бромид магния
Комплексные – содержат комплексный катион или анион – атом металла, связанный с несколькими лигандами: Na[Cr(OH)4]
(тетрагидроксохромат натрия)

Растворы или расплавы солей могут вступать в реакцию с металлом, который расположен левее металла, входящего в состав соли. В этом случае более
активный металл вытеснит менее активный из раствора соли. Например, железо способно вытеснить медь из ее солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (железо стоит левее меди в ряду активности и способно вытеснить медь из ее солей)

Железо вытесняет медь из раствора

Замечу важную деталь: исход реакции основание + кислота иногда определяет соотношение. Запомните, что если двух- или трехосновная кислота дана в
избытке – получается кислая соль, если же в избытке дано основание – средняя соль.

NaOH + H2SO4 → NaHSO4 (кислота дана в избытке)

2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O (основание дано в избытке)

Если в ходе реакции соли с кислотой, основанием или другой солью выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода),
то такая реакция идет. Кислую соль также можно получить в реакции соли с соответствующей двух-, трехосновной кислотой.

Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2↑ (сильная кислота – соляная, вытесняет слабую – угольную)

MgCl2 + LiOH → Mg(OH)2↓ + LiCl

K2SO4 + H2SO4 → KHSO4 (средняя соль + кислота = кислая соль)

Чтобы сделать из кислой соли – среднюю соль, нужно добавить соответствующее основание:

KHSO4 + KOH → K2SO4 + H2O (кислая соль + основание = средняя соль)

Гидроксид калия

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник